FÍSICO QUÍMICA AULA 2 - OXIDO- REDUÇÃO Parte 2 Reações e conceitos Vimos anteriormente que oxidação é o processo no qual um átomo perde elétrons, tendo um aumento no N ox, enquanto na redução ganham-se elétrons, diminuindo o N ox. Apesar de simples, esse fenômeno não ocorre sozinho na natureza mas sim concomitantemente em REAÇÕES DE ÓXIDO- REDUÇÃO. Definição: Uma reação de oxido-redução ocorre quando um ou mais elementos sofrem variações nos seus números de oxidação, ou seja, ocorre a transferência de elétrons. 1º Exemplo: Combustão do metano -4 0 +4-2 CH 4 (g) + 2 O 2 (g) CO 2 (g) + 2 H 2 O(g) A reação gera energia, tanto que o gás metano é utilizado como combustível. O CH 4 (no qual o C tem N OX -4) é queimado fazendo com que o C perca 8 elétrons, os quais são captados por 4 átomos de oxigênio, que passam do N OX 0 para -2 cada. Note que um composto fornece os elétrons e outro recebe os elétrons, sendo essa troca fundamental para que a reação ocorra. 2º Exemplo: A fotossíntese: +4-2 0 6 CO 2 (g) + 6 H 2 O(v) C 6 H 12 O 6 (aq) + 6 O 2 (g) 0
Na fotossíntese as plantas e algas utilizam o dióxido de carbono (CO 2 ) para gerar energia para o seu metabolismo, no qual o átomo de C se encontra com N OX +4 e oxigênio na molécula de água (H 2 O) com N OX -2. O C recebe 4 elétrons, fazendo com que seu N OX diminua para 0, constituindo uma redução. Já o O da molécula de água se oxida, perdendo os elétrons em excesso que possuía e formando uma molécula de O 2, a qual possui N OX 0. Nesse processo cada átomo de O perde 2 elétrons, os quais possibilitam a redução C na molécula de CO 2. 3º exemplo: O metabolismo da Glicose O metabolismo da glicose no organismo é semelhante a fotossíntese, mas nesse caso a glicose e o oxigênio são reagentes, formando como produtos o CO 2 que expiramos em nossa respiração e água, conforme a reação abaixo. 0 0 +4 C 6 H 12 O 6 (aq) + 6 O 2 (g) 6 CO 2 (g) + 6 H 2 O(v) -2 Nesse caso podemos observar que o composto que é oxidado é a glicose, visto que o C dessa molécula passa de N OX 0 para +4 na molécula de CO 2. E o mesmo processo inverso ocorre entre o O 2 e a H 2 O. Em todos esses casos pudemos verificar que um composto é oxidado somente se algum outro composto receber seus elétrons ou um composto é reduzido se um segundo doar elétrons. Por isso em reações de óxido-redução é frequente o uso das expressões AGENTE OXIDANTE e AGENTE REDUTOR Agente Oxidante: É a substância que age causando a oxidação de um elemento, pertencente a uma substância reagente. O agente oxidante contém o elemento que ganha elétrons (sofre redução) Agente Redutor: é a substância que age causando a redução de um elemento, pertencente a uma substância reagente. O agente redutor contém o elemento que perde elétrons (sofre oxidação). Considerando esses conceitos, no primeiro exemplo o C do CH 4 se oxida, sendo o agente que fornece elétrons para a redução do O 2. Portanto, o CH 4 é o agente redutor. Já o O 2 recebe os elétrons perdidos pelo C, sendo assim o agente oxidante.
Vamos praticar? 1. Identifique os agentes redutores e oxidantes das reações de oxido-redução dos exemplos 2 e 3. (ITA) O número de oxidação do halogênio nas espécies químicas HF, HBrO 2, HIO 3, ClO 3 e ClO 4 - é respectivamente: a) -1, -4, -6, -6 e -7 b) -1, +3, +5, +6 e +7 c) +1, +2, +3, +3 e +4 d) +1, -3, -5, -6 e -7 e) -1, +3, +6, +6, +7 BALANCEAMENTO DE REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO Em uma reação de óxido-redução, o balanceamento consiste em fazer com que o total de elétrons cedidos pelo agente redutor seja igual ao total de elétrons ganhos pelo agente oxidante. Por exemplo, uma reação ocorre ao colocarmos uma lâmina de alumínio metálico (Al) em uma solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO 4 ). Nessa reação temos a formação de sulfato de alumínio (Al 2 (SO 4 ) 3 ) e cobre metálico (Cu), sendo uma representação dessa figura dada na figura ao lado, onde o Al é uma barra prateada, a solução de CuSO 4 é azulada, o Al 2 (SO 4 ) 3 incolor e o Cu um sólido vermelho/alaranjado. A reação não balanceada é dada abaixo: Al(s) + CuSO 4 (aq) Al 2 (SO 4 ) 3 + Cu(s) O primeiro passo a fazermos é identificar os agentes redutores e oxidantes bem como identificar o N OX dos átomos e quantos elétrons são perdidos por cada átomo. Fazendo isso temos: 0 +3 +2 0 Al(s) + CuSO 4 (aq) Al 2 (SO 4 ) 3 + Cu(s) Agente Redutor: Al Agente Oxidante: CuSO 4 Logo, avaliando a equação e fazendo um ΔN OX dessas variações podemos afirmar: Cada átomo de Al perde 3 elétrons, se oxidando para o íon Al 3+.
ΔN OX da oxidação = 3 Cada átomo de Cu 2+ (que é a espécie presente na molécula CuSO 4 ) recebe 2 elétrons, se reduzindo para Cu 0. ΔN OX da redução = 2 Para igualar o número de elétrons perdidos e ganhos, podemos estabelecer a seguinte relação: 1 átomo de Al perde 3 e - 2 átomos de Al perdem 6 e - 1 átomo de Cu 2+ recebe 2 e - 3 átomos de Cu recebem 6 e - Esses números de átomos correspondem aos coeficientes dessas espécies; a partir deles podemos determinar os coeficientes das espécies restantes, obtendo assim a equação balanceada: 2 Al(s) + 3 CuSO 4 (aq) Al 2 (SO 4 ) 3 + 3 Cu(s) Portanto, podemos afirmar o seguinte: Os valores do ΔN OX da oxidação serão utilizados como coeficiente das substâncias reduzidas (reagente ou produto, dependendo do caso) e os valores de ΔN OX da redução serão utilizados como coeficiente das substâncias oxidadas (reagente ou produto, dependendo do caso) Para confirmar a compreensão desse conteúdo, resolva os exercícios abaixo: 1. (UNITAU) A reação Cu + HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + NO + H 2 O não balanceada, possui como coeficientes, respectivamente: a) 1, 2, 3, 4, 5. b) 3, 8, 3, 2, 4. c) 8, 3, 8, 3, 3. d) 2, 8, 4, 2, 3. e) 5, 2, 1, 4, 4. 2. (UFMA) Considere a seguinte reação não balanceada e assinale a alternativa correta: HNO 3 (aq) + P 4 (s) H 3 PO 4 (aq) + NO(g) a) Para cada mol de monóxido de nitrogênio formado, 3 elétrons são gastos no processo
b) Ácido nítrico é o agente redutor c) O ácido fosfórico é produzido na mesma proporção em mol em que o fósforo é consumido d) Para cada mol de NO produzido, um mol de ácido é consumido. e) O ácido fosfórico é o agente oxidante do processo. 3 (UDESC) Para a equação não balanceada: MnO 2 + KClO 3 + KOH K 2 MnO 4 + KCl + H 2 O Assinale a alternativa INCORRETA: a) a soma de todos os coeficientes estequiométricos, na proporção mínima de números inteiros, é 17; b) o agente oxidante é o KClO 3 ; c) o agente redutor é o MnO 2 ; d) o número de oxidação do manganês no MnO 2 é duas vezes o número de oxidação do hidrogênio; e) cada átomo de cloro (Cl) ganha seis elétrons. P.S. O gabarito será dado em sala de aula